Характеристика элементов главной и побочной подгрупп I группы

Задача 970. 

Как и почему изменяются основные свойства в ряду LiOH — CsOH?

Решение:

В ряду LiOH — CsOH основные свойства увеличиваются (сила оснований возрастает). Объясняется это тем, что с возрастанием порядкового номера элемента увеличивается радиус иона щелочного металла, что приводит к ослаблению связей Э — О. С ростом заряда ядра атома увеличивается полярность связи. Всё это приводит к тому, что характер диссоциации гидроксидов ЭОН может протекать только по связи Э — О, а не О — Н. При чём степень диссоциации будет возрастать в ряду LiOH — CsOH:

Задача 971. 
Чем объясняются различия в свойствах элементов главной и побочной подгрупп I группы?
Решение:
Во внешнем электронном слое атомы элементов главной и побочной подгруппы I группы имеют по одному электрону; но предпоследний электронный слой у атомов главной подгруппы содержится восемь (у лития два) электронов, а у атомов побочной подгруппы — восемнадцать электронов. Структуру двух внешних электронных оболочек атомов элементов главной подгруппы можно изобразить формулой (n-1)s²(n-1)p⁶ns¹, а для элементов побочной подгруппы — (n-1)s²(n-1)p⁶(n-1)d¹⁰ns¹, где n – номер периода, в котором расположен данный элемент. Все элементы подгруппы лития относятся к s-элементам, а элементы подгруппы меди – предпоследние члены декад d-элементов. Элементы группы меди, имея большие эффективные заряды и малые радиусы по сравнению с элементами главной подгруппы обладают большей плотностью, высокой температурой плавления и большей величиной энтальпии атомизации; меньшие по размеру атомы располагаются в кристаллической решётке более плотно, вследствие чего силы притяжения между ними велики. Малый радиус атомов также объясняет более высокие значения энергии ионизации металлов этой подгруппы, чем щелочных металлов. Это приводит к большим различиям в химических свойствах металлов обеих подгрупп. Элементы побочной подгруппы – малоактивные металлы. Они с трудом окисляются и, наоборот, их ионы легко восстанавливаются; они не разлагают воду, гидроксиды их являются относительно слабыми основаниями. В ряду напряжений элементы подгруппы меди стоят после водорода, а элементы подгруппы лития – до водорода. В то же время восемнадцатиэлектронный слой, устойчивый у других элементов, здесь ещё не вполне стабилизировался и способен к частичной потере электронов. Так, медь наряду с однозарядными ионами образует и двузарядные, которые для неё даже более характерны. Точно так же для золота степень окисления +3 более характерна, чем +1. Степень окисления серебра в его обычных соединениях равна +1; однако известны и соединения серебра со степенью окисления +2 и +3. Все соединения подгруппы лития в своих соединениях имеют степень окисления +1, а в ряду напряжения стоят до водорода.

Задача 972. 
Почему радиус иона Сu⁺ меньше радиуса иона К⁺? Какой из этих ионов обладает большей поляризующей способностью?
Решение:
Во внешнем электронном слое атомы элементов главной и побочной подгруппы I группы имеют по одному электрону; но предпоследний электронный слой у атомов главной подгруппы содержит восемь (у лития два) электронов, а у атомов побочной подгруппы — восемнадцать электронов. Структуру двух внешних электронных оболочек атомов элементов главной подгруппы можно изобразить формулой (n-1)s²(n-1)p⁶ns¹, а для элементов побочной подгруппы — (n-1)s²(n-1)p⁶(n-1)d¹⁰ns¹, где n – номер периода, в котором расположен данный элемент. Атомы калия и меди содержат одинаковое число электронных слоев (4 слоя), но разное число электронов и разный заряд ядер атомов. Заряд ядра атома калия +19, заряд ядра атома меди +29. С увеличением Z проявляется тенденция к уменьшению размеров атома и иона, так как растущий заряд ядра ведёт к более сильному притяжению электронов к ядру, не компенсируемому взаимным отталкиванием электронов.

Атомы калия и меди содержат по одному электрону на внешнем электронном слое, поэтому они легко отдают его и превращаются в однозарядные ионы К⁺ и Cu⁺.

При одинаковых зарядах и К+ и Сu⁺ различие в их поляризующем действии определяется особенностями их электронного строения. Ион Сu⁺ имеет 18-электронную внешнюю оболочку – 3s²3p⁶3d¹⁰ и сравнительно небольшой радиус (0,98 A⁰), обладает более сильным поляризующим действием, чем ион К⁺ с благородногазовой электронной структурой – 3s²3p⁶, а его радиус составляет (1,3 3 A⁰); поэтому он оказывает более слабое поляризующее действие.

Таким образом, при одном и том же заряде катионов:

• поляризуемость ионов с 18-электронной оболочкой (Сu⁺) выше, чем ионов с благородногазовой электронной структурой(К⁺); 
• поляризационный эффект тем выше, чем меньше радиус катиона;
• поляризационный эффект тем выше, чем больше положительный заряд катиона.